Как узнать ионную связь. Химическая связь. Ионная и ковалентная связь

Характеристики химических связей

Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии. Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную . Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах.

1. В основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой - ионная.

2. В солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка - ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком - ионная.

3. В солях аммония, метиламмония и т. д. между атомами азота и водорода - ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком - ионная.

4. В пероксидах металлов (например, Na 2 O 2) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом - ионная и т. д.

Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа - электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Способы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Ковалентные соединения – обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Механизм образования такой связи может быть обменный и донорно-акцепторный.

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

1. Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

1) Н 2 - водород.

Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары s-электронами атомов водорода (перекрыванию s-орбиталей).

2) HCl - хлороводород.

Связь возникает за счет образования общей электронной пары из s- и р-электронов (перекрывания s-р-орбиталей).

3) Cl 2: В молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных р-электронов (перекрывание р-р-орбиталей).

4) N 2: В молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Донор имеет электронную пару, акцептор - свободную орбиталь, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна - по донорно-акцепторному механизму. Ковалентные связи классифицируют по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов. Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются σ -связями (сигма-связями). Сигма-связь очень прочная.

р-орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания.

Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т. е. в двух областях, называются пи-связями.

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной. Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т. к. атомы имеют одинаковую электроотрицательность - свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например,

т. е. посредством ковалентной неполярной связи об­разованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атома­ми элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

Например, NH 3 - аммиак. Азот более электро­отрицательный элемент, чем водород, поэтому об­щие электронные пары смещаются к его атому.

Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

Характерные свойства ковалентной связи - ее длина и энергия. Длина связи - это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем проч­нее, чем меньше ее длина. Однако мерой прочности связи является энергия связи, которая определяет­ся количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул H 2 , Cl 2 и N 2 соответственно составляют 0,074, 0,198 и 0,109 нм, а энергии связи соответственно равны 436, 242 и 946 кДж/моль.

Ионы. Ионная связь

Для атома существует две основные возможности подчиниться прави­лу октета. Первая из них - образование ионной связи. (Вторая - образова­ние ковалентной связи, о ней речь пойдет ниже). При образовании ион­ной связи атом металла теряет электроны, а атом неметалла приобретает.

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла I группы и атом неметалла VII группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершенным. Первый атом легко отдаст второму свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон, а второй предоставит ему свободное место на своем внешнем электронном уровне. Тогда атом, лишенный одного своего отрицательного заряда, станет положительно заряженной частицей, а второй превратится в отрицательно заряженную частицу благодаря полученному электрону. Такие частицы называются ионами.

Это химическая связь, возникающая между ионами. Цифры, показывающие число атомов или молекул, называются коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов или ионов в молекуле, называют индексами.

Металлическая связь

Металлы обладают специфическими свойствами, отличающимися от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способ­ность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида связи - металлической связи.

Металлическая связь - связь между положительными иона­ми в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат небольшое число электронов - 1, 2, 3. Эти электроны легко отрываются , и атомы при этом превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое целое. Соединяясь с ионами, эти электроны образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другим ионом и т. д. Бесконечно происходит процесс, который схематически можно изобразить так:

Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в ионы и наоборот. Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется металлической. Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внешних электронов. Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупкие, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск.

Металлическая связь характерна как для чи­стых металлов, так и для смесей различных ме­таллов - сплавов, находящихся в твердом и жид­ком состояниях. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью (например, парами натрия заполняют лам­пы желтого света для освещения улиц больших городов). Пары металлов состоят из отдельных мо­лекул (одноатомных и двухатомных).

Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Энергия связи - энергия, необходимая для разрыва хими­ческой связи во всех молекулах, составляющих один моль ве­щества. Энергии ковалентных и ионных связей обычно велики и составляют величины порядка 100-800 кДж/моль.

Водородная связь

Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов , имеющих наподеленные электронные пары (F, O, N и реже S и Cl), другой молекулы (или ее части) называют водородной. Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер .

Примеры межмолекулярной водородной связи:

При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводород). В биополимерах - белках (вторичная структура) - имеется внутримолекулярная водородная связь между карбонильным кислородом и водородом аминогруппы:

Молекулы полинуклеотидов - ДНК (дезокси­рибонуклеиновая кислота) - представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны друг с другом водородными связями. При этом действует принцип комплементарности, т. е. эти связи образуются между определенными пара­ми, состоящими из пуринового и пиримидиново­го оснований: против аденинового нуклеотида (А) располагается тиминовый (Т), а против гуанинового (Г) - цитозиновый (Ц).

Вещества с водородной связью имеют молеку­лярные кристаллические решетки.

Атомы большинства элементов не суще­ствуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные части­цы.

Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электричес­кими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.

Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.

Типы взаимодействия в химии

Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:

Характеристика ионной связи

Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов , имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.

Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).

Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.

Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .

Примеры образования

Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:

Na 0 - 1 е = Na + (катион)

Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)

В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .

Металлическая химическая связь

Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свобод­ные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.

Можно привести следующие примеры:

Mg - 2е <-> Mg 2+

Cs - e <-> Cs +

Ca - 2e <-> Ca 2+

Fe - 3e <-> Fe 3+

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.

Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные разделяются по кратности на:

• простые или одинарные;
• двойные;
• тройные.

Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.

По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:

• неполярную;
• полярную.

Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.

Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.

Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.

Свойства и характеристика ковалентности

Основные характеристики ковалентной связи:

• Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
• Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
• Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
• Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
• Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
• Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.

Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.

H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,

O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.

В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.

В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.

Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.

Ионная химическая связь – это связь, которая образуется между атомами химических элементов (положительно или отрицательно заряженные ионы). Так что же такое ионная связь, и как происходит ее образование?

Общая характеристика ионной химической связи

Ионы – это частицы, имеющие заряд, в которые превращаются атомы в процессе отдачи или принятия электронов. Притягиваются они друг к другу довольно сильно, именно по этой причине у веществ с таким типом связи высокие температуры кипения и плавления.

Рис. 1. Ионы.

Ионная связь – химическая связь между разноименными ионами, обусловленная их электростатическим притяжением. Ее можно считать предельным случаем ковалентной связи, когда разность электроотрицательностей связанных атомов так велика, что происходит полное разделение зарядов.

Рис. 2. Ионная химическая связь.

Обычно считается, что связь приобретает электронный характер, если ЭО >1,7.

Различие в значении электроотрицательности тем больше, чем дальше элементы расположены друг от друга в периодической системе по периоду. Эта связь характерна для металлов и неметаллов, особенно расположенных в наиболее удаленных группах, например, I и VII.

Пример: поваренная соль, хлорид натрия NaCl:

Рис. 3. Схема ионной химической связи хлорида натрия.

Ионная связь существует в кристаллах, она обладает прочностью, длиной, но не насыщена и не направлена. Ионная связь характерна только для сложных веществ, таких как соли, щелочи, некоторые оксиды металлов. В газообразном состоянии такие вещества существуют в виде ионных молекул.

Ионная химическая связь образуется между типичными металлами и неметаллами. Электроны в обязательном порядке от металла переходят к неметаллу, образуя ионы. В результате образуется электростатическое притяжение, которое называют ионной связью.

На самом деле полностью ионной связи не встречается. Так называемая ионная связь носит частично ионный, частично ковалентный характер. Однако связь сложных молекулярных ионов может считаться ионной.

Примеры образования ионной связи

Можно привести несколько примеров образования ионной связи:

• взаимодействие кальция и фтора

Ca 0 (атом) -2e=Ca 2 + (ион)

– кальцию легче отдать два электрона, чем получить недостающие.

F 0 (атом)+1е= F- (ион)

– фтору, наоборот, легче принять один электрон, чем отдать семь электронов.

Найдём наименьшее общее кратное между зарядами образующихся ионов. Оно равно 2. Определим число атомов фтора, которые примут два электрона от атома кальция: 2: 1 = 2. 4.

Составим формулу ионной химической связи:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• взаимодействие натрия и кислорода

4.3 . Всего получено оценок: 281.

Определение 1

При изучении строения молекулы появляется вопрос о природе сил, которые обеспечивают связь между нейтральными атомами, входящими в их состав. Такие связи между атомами в молекуле получили название химической связи .

Классифицируют на два типа:

• ионная связь;
• ковалентная связь.

Деление производится условно. Большинство случаев характеризуется наличием черт обоих типов связей. При помощи детальных и эмпирических исследований можно установить в каждом случае соотношение между степенью «ионности» и «ковалентности» связи.

Опытным путем доказали, что при разъединении молекулы на составные (атомы) необходимо совершить работу. То есть процесс ее образования должен сопровождаться выделением энергии. Если два атома водорода пребывают в свободном состоянии, то имеют большую энергию по сравнению с атомами в двухатомной молекуле H 2 . Выделяемая при образовании молекулы энергия считается мерой работы сил взаимодействия, связывающих атомы в молекулу.

Опыты доказывают, что появление силы взаимодействия между атомами идет вследствие наличия внешних валентных электронов атомов. Это возможно благодаря резкому изменению оптического спектра атомов, вступающих в химические реакции при сохранении без изменения рентгеновского характеристического спектра атомов, независимо от типа химического соединения.

Линейчатые оптические спектры определены состоянием валентных электронов, а характеристическое рентгеновское излучение определено при помощи внутренних электронов, то есть их состояния. Химические взаимодействия включают в себя участие электронов, требующих небольшую энергию для прохождения их изменений. Этой функцией обладают внешние электроны. Они отличаются меньшим потенциалом ионизации по сравнению с электронами внутренних оболочек.

Ионная связь

Существует предположение о природе химической связи атомов в молекуле, которое говорит о появлении силы взаимодействия электрической природы между внешними электронами. Для выполнения условия устойчивости должны существовать два взаимодействующих атома с электрическими зарядами противоположного знака. Тип химической связи может быть реализован только в части молекул. После взаимодействия атомов происходит превращение в ионы. Когда атом присоединяет один или несколько электронов, тогда становится отрицательным ионом, а другой – положительным ионом.

Ионная связь похожа на силы притяжения между зарядами с противоположными знаками. Если положительно заряженный ион натрия N a + будет притянут к отрицательному хлору C l - , то получим молекулу N a C l , которая служит явным примером ионной связи.

Определение 2

Иначе говоря, ионная химическая связь называется гетерополярной (гетеро - разный). Молекулы и ионными типами связи – ионные или гетерополярные молекулы.

Понятие ионной связи не дает возможности разъяснить строения и структуры всех молекул. Необъяснимо, почему может образоваться молекула из двух нейтральных атомов водорода. По причине одинаковой полярности атомов водорода недопустимо считать, что один из ионов водорода с положительным зарядом, другой – с отрицательным. Связь, имеющаяся у атомов водорода (между нейтральными атомами), объясняется только квантовой механикой. Она получила название ковалентной.

Ковалентная связь

Определение 3

Химическая связь, осуществляемая между нейтральными атомами в молекуле, называется ковалентной или гомеополярной (гомео – одинаковый). Образованные на основании таких связей молекулы называют гомеополярными или атомными.

Классическая физика рассматривает только один тип взаимодействия, где возможна ее реализация между двумя телами, – гравитация. Так как гравитационные силы малы, то с их помощью сложно объяснить взаимодействие в гомеополярной молекуле.

Ковалентная связь заключается в пребывании в определенном квантовом состоянии с определенной энергией электрона в поле ядра. Если расстояния между ядрами изменяются, то это отражается на состоянии движения электрона и его энергии. При уменьшении энергии между атомами происходит увеличение энергии взаимодействия между ядрами, объясняемое действием силы отталкивания.

Когда происходит уменьшение энергии электрона при уменьшении расстояния быстрее, чем рост энергии взаимодействия ядер, тогда значение совокупной энергии системы значительно уменьшается. Это объясняется действием сил, стремящихся уменьшить расстояние между ядрами, в системе, составленной из двух отталкивающихся ядер и электрона. Имеющиеся силы притяжения участвуют в порождении ковалентной связи молекулы. Их появление спровоцировано наличием общего электрона, иначе говоря, благодаря электронному обмену между атомами, значит, считаются обменными квантовыми силами.

Ковалентная связь обладает свойством насыщения. Его проявление возможно благодаря определенной валентности атомов. То есть атом водорода связывается с одним атомом водорода, а атом углерода с количеством не более 4 атомов водорода.

Предложенная связь способствует объяснению валентности атомов, которое не получила его в классической физике. То есть свойство насыщения непонятно с точки зрения природы взаимодействия в классической теории.

Присутствие ковалентной связи наблюдается не только в двухатомных молекулах. Она свойственна для большого числа молекул неорганических соединений (окись азота, аммиак и другие).

В 1927 году была создана количественная теория ковалентной связи для молекулы водорода В. Гайтлером и Ф. Лондоном, основываясь на понятиях квантовой механики. Они доказали причину, вызывающую появление молекулы с ковалентной связью, а именно: квантовомеханический эффект, связанный с неразличимостью электронов. Определение основной энергии связи происходит при наличии обменного интеграла. Суммарный спин молекулы водорода равняется 0 , в ней отсутствует орбитальный момент, поэтому она диамагнитна. При столкновении двух атомов водорода молекула появляется только при параллельности спинов обоих электронов. Это условие способствует отталкиванию атомов водорода, то есть молекулы не смогут образоваться.

При соединении двух одинаковых атомов ковалентной связью расположение электронного облака в молекуле становится симметричным. Если связь объединяет два разных атома, то электронное облако располагается асимметрично. Молекула с асимметричным распределением электронного облака обладает постоянным дипольным моментом, то есть полярна. Когда вероятность локализации электрона около одного из атомов преобладает над вероятностью нахождения этого электрона около другого атома, происходит переход от ковалентной связи к ионной. Четкой границы между ионной и ковалентной связи нет.

Пример 1

Произвести описание состояния при сближении двух атомов.

Решение

Когда расстояние между двумя атомами уменьшают, то возможно появление нескольких ситуаций:

1. Одна пара электронов или более становятся общими для рассматриваемых атомов. Они могут перемещаться между атомами и находятся там дольше, чем в других местах. Это способствует созданию силы притяжения.
2. Возникновение ионной связи. Один или более электронов способны переходить к другому. То есть это способствует появлению притягивающихся положительного и отрицательного ионов.
3. Отсутствие возникновения связи. Электронные структуры двух атомов перекрываются и составляют единую систему. По принципу Паули такая система является неподходящей только для квантового состояния двух электронов. При переходе на более высокий энергоуровень система получит больше энергии, что приведет к нестабильности. Даже при соответствии принципу Паули без увеличения энергии системы появится электрическая сила отталкивания между разными электронами. По условию оказывается намного меньше влияния на создание связи, чем с принципом Паули.

Пример 2

Энергия ионизации (потенциал ионизации) элемента – это энергия, необходимая для вырывания электрона из одного атома. Ее считают мерой силы связи внешнего электрона или электронов. Объяснить, почему энергия ионизации лития больше, чем натрия, натрия больше, чем калия, калия больше, чем рубидия.

Решение

Все выше перечисленные элементы обладают свойствами щелочных металлов и относятся к первой группе. Любой их атом обладает единственным внешним электроном в s -состоянии. Электроны внутренних оболочек частично экранируют внешний электрон от ядерного заряда + Z q e в качестве следствия эффективного заряда, удерживающего внешний электрон, равняется + q e . Чтобы вырвать из такого атома внешний электрон, следует совершить работу с превращением атомов щелочных металлов в положительные ионы. Чем больше размер атома, тем больше расстояние валентного электрона от ядра, но меньше сила его притягивания. Данная группа характеризуется убыванием энергии ионизации сверху вниз по периодической системе Менделеева. Ее рост в каждом периоде слева направо связан с увеличением заряда и постоянным количеством внутренних экранирующих электронов.

Если вы заметили ошибку в тексте, пожалуйста, выделите её и нажмите Ctrl+Enter

Электроны от одного атома могут полностью перейти к другому. Такое перераспределение зарядов ведет к образованию положительно и отрицательно заряженных ионов (катионов и анионов). Между ними возникает особый тип взаимодействия — ионная связь. Рассмотрим подробнее способ ее образования, строение и свойства веществ.

Электроотрицательность

Атомы отличаются по электрооотрицательности (ЭО) — способности притягивать к себе электроны с валентных оболочек других частиц. Для количественного определения используется предложенная Л. Поллингом шкала относительной электроотрицательности (безразмерная величина). Сильнее, чем у других элементов, выражена способность притягивать к себе электроны у атомов фтора, его ЭО — 4. В шкале Поллинга сразу же за фтором следуют кислород, азот, хлор. Значения ЭО водорода и других типичных неметаллов равны или близки к 2. Из металлов большинство обладает электроотрицательностью от 0,7 (Fr) до 1,7. Существует зависимость ионности связи от разности ЭО химических элементов. Чем она больше, тем выше вероятность того, что возникнет ионная связь. Этот тип взаимодействия чаще встречается при разности ЭО=1,7 и выше. Если значение меньше, то соединения относятся к полярным ковалентным.

Энергия ионизации

Для отрыва слабо связанных с ядром внешних электронов необходима энергия ионизации (ЭИ). Единица изменения этой физической величины — 1 электрон-вольт. Существуют закономерности изменения ЭИ в рядах и столбцах периодической системы, зависящие от возрастания заряда ядра. В периодах слева направо энергия ионизации увеличивается и приобретает наибольшие значения у неметаллов. В группах она уменьшается сверху вниз. Основная причина — увеличение радиуса атома и расстояния от ядра до внешних электронов, которые легко отрываются. Возникает положительно заряженная частица — соответствующий катион. По величине ЭИ можно судить о том, возникает ли ионная связь. Свойства также зависят от энергии ионизации. Например, металлы щелочные и щелочноземельные обладают небольшими значениями ЭИ. У них ярко выражены восстановительные (металлические) свойства. Инертные газы в химическом отношении малоактивны, что обусловлено их высокой энергией ионизации.

Сродство к электрону

В химических взаимодействиях атомы могут присоединять электроны с образованием отрицательной частицы — аниона, процесс сопровождается выделением энергии. Соответствующая физическая величина — это сродство к электрону. Единица измерения такая же, как энергии ионизации (1 электрон-вольт). Но ее точные значения известны не для всех элементов. Галогены обладают наибольшим сродством к электрону. На внешнем уровне атомов элементов — 7 электронов, не хватает только одного до октета. Сродство к электрону у галогенов высокое, они обладают сильными окислительными (неметаллическими) свойствами.

Взаимодействия атомов при образовании ионной связи

Атомы, имеющие незавершенный внешний уровень, находятся в неустойчивом энергетическом состоянии. Стремление к достижению стабильной электронной конфигурации — основная причина, которая приводит к образованию химических соединений. Процесс обычно сопровождается выделением энергии и может привести к молекулам и кристаллам, отличающимся по строению и свойствам. Сильные металлы и неметаллы значительно различаются между собой по ряду показателей (ЭО, ЭИ и сродству к электрону). Для них больше подходит такой тип взаимодействия, как ионная химическая связь, при которой перемещается объединяющая молекулярная орбиталь (общая электронная пара). Считается, что при образовании ионов металлы полностью передают электроны неметаллам. Прочность возникшей связи зависит от работы, необходимой для разрушения молекул, составляющих 1 моль исследуемого вещества. Эта физическая величина известна как энергия связи. Для ионных соединений ее значения составляют от нескольких десятков до сотен кДж/моль.

Образование ионов

Атом, отдающий свои электроны при химических взаимодействиях, превращается в катион (+). Принимающая частица — это анион (-). Чтобы выяснить, как будут вести себя атомы, возникнут ли ионы, нужно установить разность их ЭО. Проще всего провести такие расчеты для соединения из двух элементов, например, хлорида натрия.

Натрий имеет всего 11 электронов, конфигурация внешнего слоя — 3s 1 . Для его завершения атому легче отдать 1 электрон, чем присоединить 7. Строение валентного слоя хлора описывает формула 3s 2 3p 5 . Всего у атома 17 электронов, 7 — внешних. Не хватает одного для достижения октета и стабильной структуры. Химические свойства подтверждают предположения о том, что атом натрия отдает, а хлор принимает электроны. Возникают ионы: положительный (катион натрия) и отрицательный (анион хлора).

Ионная связь

Теряя электрон, натрий приобретает положительный заряд и устойчивую оболочку атома инертного газа неона (1s 2 2s 2 2p 6). Хлор в результате взаимодействия с натрием получает дополнительный отрицательный заряд, а ион повторяет строение атомной оболочки благородного газа аргона (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Приобретенный электрический заряд называется зарядом иона. Например, Na + , Ca 2+ , Cl - , F - . В составе ионов могут находиться атомы нескольких элементов: NH 4 + , SO 4 2- . Внутри таких сложных ионов частицы связаны по донорно-акцепторному или ковалентному механизму. Между разноименно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение. Его величина в случае ионной связи пропорциональна зарядам, а с увеличением расстояния между атомами оно слабеет. Характерные признаки ионной связи:

• сильные металлы реагируют с активными неметаллическими элементами;
• электроны переходят от одного атома к другому;
• возникшие ионы обладают стабильной конфигурацией внешних оболочек;
• между противоположно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение.

Кристаллические решетки ионных соединений

В химических реакциях металлы 1-й, 2-й и 3-й групп периодической системы обычно теряют электроны. Образуются одно-, двух- и трехзарядные положительные ионы. Неметаллы 6-й и 7-й групп обычно присоединяют электроны (исключение — реакции с фтором). Возникают одно- и двухзарядные отрицательные ионы. Затраты энергии на эти процессы, как правило, компенсируются, при создании кристалла вещества. Ионные соединения обычно находятся в твердом состоянии, образуют структуры, состоящие из противоположно заряженных катионов и анионов. Эти частицы притягиваются и образуют гигантские кристаллические решетки, в которых положительные ионы окружены отрицательными частицами (и наоборот). Суммарный заряд вещества равен нулю, ведь общее число протонов уравновешивается количеством электронов всех атомов.

Свойства веществ с ионной связью

Для ионных кристаллических веществ характерны высокие температуры кипения и плавления. Обычно эти соединения являются термостойкими. Следующую особенность можно обнаружить при растворении таких веществ в полярном растворителе (воде). Кристаллы легко разрушаются, а ионы переходят в раствор, который обладает электрической проводимостью. Ионные соединения также разрушаются при расплавлении. Появляются свободные заряженные частицы, значит, расплав проводит электрический ток. Вещества с ионной связью являются электролитами — проводниками второго рода.

Относятся к группе ионных соединений оксиды и галогениды щелочных и щелочноземельных металлов. Практически все они находят широкое применение в науке, технике, химическом производстве, металлургии.